کدام زمینه قوی تر است؟ الکترولیت های قوی و ضعیف

بازها (هیدروکسیدها)- مواد پیچیده ای که مولکول های آنها حاوی یک یا چند گروه هیدروکسی OH است. اغلب، بازها از یک اتم فلز و یک گروه OH تشکیل شده اند. به عنوان مثال، NaOH هیدروکسید سدیم است، Ca(OH) 2 هیدروکسید کلسیم و غیره است.

یک پایه - هیدروکسید آمونیوم وجود دارد که در آن گروه هیدروکسی نه به فلز، بلکه به یون NH 4 + (کاتیون آمونیوم) متصل است. هنگامی که آمونیاک در آب حل می شود، هیدروکسید آمونیوم تشکیل می شود (واکنش اضافه کردن آب به آمونیاک):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (هیدروکسید آمونیوم).

ظرفیت گروه هیدروکسی 1 است. تعداد گروه های هیدروکسیل در مولکول پایه به ظرفیت فلز بستگی دارد و با آن برابر است. به عنوان مثال، NaOH، LiOH، Al (OH) 3، Ca(OH) 2، Fe(OH) 3، و غیره.

همه دلایل -جامداتی که رنگ های متفاوتی دارند. برخی از بازها در آب بسیار محلول هستند (NaOH، KOH و غیره). با این حال، اکثر آنها در آب محلول نیستند.

به بازهای محلول در آب قلیایی می گویند.محلول های قلیایی "صابونی"، لغزنده در لمس و کاملا سوزاننده هستند. قلیاها عبارتند از هیدروکسیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی (KOH، LiOH، RbOH، NaOH، CsOH، Ca(OH) 2، Sr(OH) 2، Ba(OH) 2 و غیره). بقیه غیر قابل حل هستند.

پایه های نامحلول- اینها هیدروکسیدهای آمفوتریک هستند که در تعامل با اسیدها به عنوان باز عمل می کنند و مانند اسیدها با قلیایی رفتار می کنند.

پایه های مختلف توانایی های متفاوتی برای حذف گروه های هیدروکسی دارند، بنابراین به بازهای قوی و ضعیف تقسیم می شوند.

بازهای قوی در محلول های آبی به راحتی گروه های هیدروکسی خود را ترک می کنند، اما بازهای ضعیف این کار را نمی کنند.

خواص شیمیایی پایه ها

خواص شیمیایی بازها با ارتباط آنها با اسیدها، انیدریدهای اسید و نمک مشخص می شود.

1. بر اساس شاخص ها عمل کنید. اندیکاتورها بسته به برهمکنش با مواد شیمیایی مختلف رنگ تغییر می کنند. در محلول های خنثی یک رنگ و در محلول های اسیدی رنگ دیگری دارند. هنگام تعامل با بازها، رنگ آنها تغییر می کند: نشانگر متیل نارنجی زرد می شود، نشانگر تورنسل آبی می شود و فنل فتالئین تبدیل به فوشیا می شود.

2. تعامل با اکسیدهای اسیدی باتشکیل نمک و آب:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. با اسیدها واکنش دهید،تشکیل نمک و آب واکنش یک باز با اسید را واکنش خنثی سازی می نامند، زیرا پس از اتمام آن، محیط خنثی می شود:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. با نمک ها واکنش نشان می دهدتشکیل یک نمک و پایه جدید:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. وقتی گرم می شوند، می توانند به آب و اکسید اصلی تجزیه شوند:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

هنوز سوالی دارید؟ آیا می خواهید در مورد پایه ها بیشتر بدانید؟
برای کمک گرفتن از استاد راهنما، ثبت نام کنید.
درس اول رایگان است

وب سایت، هنگام کپی کردن مطالب به طور کامل یا جزئی، پیوند به منبع مورد نیاز است.

پس از مطالعه مقاله، می توانید مواد را به نمک، اسید و باز جدا کنید. این مقاله توضیح می‌دهد که pH محلول چیست و اسیدها و بازها چه ویژگی‌هایی دارند.

به زبان ساده، اسید هر چیزی با H و باز هر چیزی با OH است. ولی! نه همیشه. برای تشخیص اسید از باز، باید آنها را به خاطر بسپارید! پشیمان شدن. پشیمانی. برای اینکه زندگی را حداقل تا حدودی آسانتر کنیم، سه تن از دوستانمان، آرنیوس و برونستد و لوری، دو نظریه ارائه کردند که به نام آنها خوانده می شود.

اسیدها و بازها مانند فلزات و نافلزات، تقسیم مواد بر اساس خواص مشابه هستند. اولین نظریه اسیدها و بازها متعلق به دانشمند سوئدی آرنیوس بود. به گفته آرنیوس، اسید دسته ای از مواد است که هنگام واکنش با آب، تجزیه می شوند (واپاشی) و کاتیون هیدروژن H + را تشکیل می دهند. بازهای آرنیوس در محلول آبی آنیون های OH - تشکیل می دهند. نظریه بعدی در سال 1923 توسط دانشمندان برونستد و لوری ارائه شد. تئوری Brønsted-Lowry اسیدها را به عنوان موادی که قادر به اهدای پروتون در یک واکنش هستند تعریف می کند (کاتیون هیدروژن در واکنش ها پروتون نامیده می شود). بر این اساس، بازها موادی هستند که می توانند یک پروتون را در یک واکنش بپذیرند. نظریه مرتبط در حال حاضر نظریه لوئیس است. تئوری لوئیس اسیدها را به‌عنوان مولکول‌ها یا یون‌هایی تعریف می‌کند که قادر به پذیرش جفت الکترون هستند و در نتیجه ترکیب‌های اضافی لوئیس را تشکیل می‌دهند (یک ترکیب اضافی ترکیبی است که از ترکیب دو واکنش‌دهنده بدون تشکیل محصولات جانبی ایجاد می‌شود).

در شیمی معدنی، به عنوان یک قاعده، اسید به معنای اسید برونستد-لوری است، یعنی موادی که قادر به اهدای یک پروتون هستند. اگر منظور آنها تعریف اسید لوئیس است، در متن به چنین اسیدی اسید لوئیس گفته می شود. این قوانین در مورد اسیدها و بازها اعمال می شود.

تفکیک

تفکیک فرآیند تجزیه یک ماده به یون در محلول ها یا مذاب ها است. به عنوان مثال، تفکیک اسید هیدروکلریک، تجزیه HCl به H + و Cl - است.

خواص اسیدها و بازها

پایه ها در هنگام لمس احساس صابونی دارند، در حالی که اسیدها معمولاً طعم ترش دارند.

هنگامی که یک باز با بسیاری از کاتیون ها واکنش می دهد، یک رسوب تشکیل می شود. هنگامی که یک اسید با آنیون ها واکنش می دهد، معمولاً یک گاز آزاد می شود.

اسیدهای رایج:
H 2 O ، H 3 O + ، CH 3 CO 2 H ، H 2 SO 4 ، HSO 4 - ، HCl ، CH 3 OH ، NH 3

پایه های رایج:
OH-، H2O، CH3CO2-، HSO4-، SO42-، Cl-

اسیدها و بازهای قوی و ضعیف

اسیدهای قوی

چنین اسیدهایی که به طور کامل در آب تجزیه می شوند و کاتیون های هیدروژن H + و آنیون ها تولید می کنند. نمونه ای از اسید قوی هیدروکلریک اسید HCl است:

HCl (محلول) + H 2 O (l) → H 3 O + (محلول) + Cl - (محلول)

نمونه هایی از اسیدهای قوی: HCl، HBr، HF، HNO 3، H 2 SO 4، HClO 4

لیست اسیدهای قوی

• HCl - اسید هیدروکلریک
• HBr - هیدروژن برومید
• HI - یدید هیدروژن
• HNO 3 - اسید نیتریک
• HClO 4 - اسید پرکلریک
• H 2 SO 4 - اسید سولفوریک

اسیدهای ضعیف

فقط تا حدی در آب حل می شود، به عنوان مثال، HF:

HF (محلول) + H2O (l) → H3O + (محلول) + F - (محلول) - در چنین واکنشی بیش از 90٪ اسید تجزیه نمی شود:
= < 0,01M для вещества 0,1М

اسیدهای قوی و ضعیف را می توان با اندازه گیری رسانایی محلول ها تشخیص داد: رسانایی به تعداد یون ها بستگی دارد، هر چه اسید قوی تر باشد، تجزیه آن بیشتر است، بنابراین، هرچه اسید قوی تر باشد، رسانایی بالاتر است.

لیست اسیدهای ضعیف

• HF هیدروژن فلوراید
• H 3 PO 4 فسفریک
• H 2 SO 3 گوگردی
• سولفید هیدروژن H 2 S
• زغال سنگ H 2 CO 3
• سیلیکون H 2 SiO 3

زمینه های قوی

پایه های قوی کاملاً در آب تجزیه می شوند:

NaOH (محلول) + H 2 O ↔ NH 4

بازهای قوی شامل هیدروکسیدهای فلزی گروه اول (قلیایی ها، فلزات قلیایی) و دوم (قلیایی ترن ها، فلزات قلیایی خاکی) است.

لیست پایه های قوی

• سدیم هیدروکسید سدیم (سودا سوزآور)
• هیدروکسید پتاسیم KOH (پتاس سوزاننده)
• لیتیوم هیدروکسید LiOH
• Ba(OH) 2 هیدروکسید باریم
• Ca(OH) 2 هیدروکسید کلسیم (آهک رانده شده)

پایه های ضعیف

در یک واکنش برگشت پذیر در حضور آب، یون های OH - تشکیل می دهد:

NH 3 (محلول) + H 2 O ↔ NH + 4 (محلول) + OH - (محلول)

اکثر بازهای ضعیف آنیون هستند:

F - (محلول) + H 2 O ↔ HF (محلول) + OH - (محلول)

لیست پایه های ضعیف

• Mg(OH) 2 هیدروکسید منیزیم
• هیدروکسید آهن (II) Fe(OH) 2
• روی (OH) 2 هیدروکسید روی
• هیدروکسید آمونیوم NH 4 OH
• هیدروکسید آهن (3) Fe(OH) 3

واکنش اسیدها و بازها

اسید قوی و باز قوی

این واکنش خنثی سازی نامیده می شود: زمانی که مقدار معرف برای جداسازی کامل اسید و باز کافی باشد، محلول حاصل خنثی خواهد بود.

مثال:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

باز ضعیف و اسید ضعیف

نوع کلی واکنش:
باز ضعیف (محلول) + H 2 O ↔ اسید ضعیف (محلول) + OH - (محلول)

باز قوی و اسید ضعیف

باز کاملاً تجزیه می شود، اسید به طور جزئی تجزیه می شود، محلول حاصل دارای خواص ضعیف یک باز است:

HX (محلول) + OH - (محلول) ↔ H 2 O + X - (محلول)

اسید قوی و باز ضعیف

اسید کاملاً تجزیه می شود، باز کاملاً تجزیه نمی شود:

تفکیک آب

تفکیک عبارت است از تجزیه یک ماده به مولکول های سازنده آن. خواص اسید یا باز به تعادل موجود در آب بستگی دارد:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (محلول) + OH - (محلول)
K c = / 2
ثابت تعادل آب در t=25°: Kc = 1.83⋅10 -6، برابری زیر نیز برقرار است: = 10 -14 که به آن ثابت تفکیک آب می گویند. برای آب خالص = = 10 -7، بنابراین -lg = 7.0.

این مقدار (-lg) pH - پتانسیل هیدروژن نامیده می شود. اگر PH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7، سپس ماده دارای خواص اساسی است.

روش های تعیین PH

روش ابزاری

یک دستگاه خاص، pH متر، دستگاهی است که غلظت پروتون ها را در یک محلول به سیگنال الکتریکی تبدیل می کند.

شاخص ها

ماده ای که بسته به اسیدیته محلول در محدوده pH خاصی تغییر رنگ می دهد؛ با استفاده از چندین شاخص می توانید به نتیجه نسبتاً دقیقی برسید.

نمک

نمک یک ترکیب یونی است که توسط کاتیونی غیر از H+ و آنیونی غیر از O2- تشکیل می شود. در یک محلول آبی ضعیف، نمک ها کاملاً تجزیه می شوند.

برای تعیین خواص اسید-باز محلول نمک، باید مشخص شود که کدام یون ها در محلول وجود دارند و خواص آنها را در نظر بگیرید: یون های خنثی که از اسیدها و بازهای قوی تشکیل شده اند روی pH تأثیر نمی گذارند: آنها یون های H + یا OH - را در آب آزاد نمی کنند. به عنوان مثال، Cl -، NO - 3، SO 2-4، Li +، Na +، K +.

آنیونهای تشکیل شده از اسیدهای ضعیف دارای خواص قلیایی هستند (F -، CH 3 COO -، CO 2- 3)؛ کاتیونهایی با خواص قلیایی وجود ندارند.

تمام کاتیون ها به جز فلزات گروه اول و دوم دارای خاصیت اسیدی هستند.

محلول بافر

محلول هایی که سطح pH خود را با اضافه کردن مقدار کمی اسید قوی یا یک باز قوی حفظ می کنند عمدتاً از موارد زیر تشکیل شده اند:

• مخلوطی از اسید ضعیف، نمک مربوط به آن و یک باز ضعیف
• پایه ضعیف، نمک مربوطه و اسید قوی

برای تهیه محلول بافری با اسیدیته خاص، لازم است اسید یا باز ضعیف را با نمک مناسب مخلوط کنید، با در نظر گرفتن:

• محدوده pH که محلول بافر در آن موثر خواهد بود
• ظرفیت محلول - مقدار اسید قوی یا باز قوی که می تواند بدون تأثیر بر pH محلول اضافه شود
• هیچ واکنش ناخواسته ای که بتواند ترکیب محلول را تغییر دهد نباید وجود داشته باشد

تست:

12.4. قدرت اسیدها و بازها

جهت جابجایی تعادل اسید و باز با قانون زیر تعیین می شود:
تعادل های اسید-باز به سمت اسید ضعیف تر و باز ضعیف تر سوگیری دارند.

اسید هر چه راحت تر پروتون را ترک کند قوی تر است و یک باز هر چه راحت تر پروتون را بپذیرد و محکم تر نگه دارد قوی تر است. یک مولکول (یا یون) اسید ضعیف تمایلی به اهدای پروتون ندارد و یک مولکول (یا یون) از یک باز ضعیف تمایلی به پذیرش آن ندارد، این تغییر تعادل در جهت آنها را توضیح می دهد. قدرت اسیدها و همچنین قدرت بازها را فقط در یک حلال می توان مقایسه کرد
از آنجایی که اسیدها می توانند با بازهای مختلف واکنش نشان دهند، تعادل های مربوطه به درجات مختلفی در یک جهت یا جهت دیگر جابه جا می شوند. بنابراین، برای مقایسه قدرت اسیدهای مختلف، تعیین می کنیم که این اسیدها به چه راحتی پروتون را به مولکول های حلال اهدا می کنند. استحکام زمین ها نیز به همین ترتیب تعیین می شود.

شما قبلاً می دانید که یک مولکول آب (حلال) هم می تواند یک پروتون را بپذیرد و هم می تواند اهدا کند، یعنی هم خواص اسید و هم خواص یک باز را نشان می دهد. بنابراین، اسیدها و بازها را می توان از نظر قدرت در محلول های آبی با یکدیگر مقایسه کرد. در همین حلال، قدرت اسید تا حد زیادی به انرژی شکستن پیوند A-H بستگی دارد و استحکام پایه به انرژی پیوند B-H تشکیل شده بستگی دارد.
برای مشخص کردن کمی قدرت یک اسید در محلول های آبی، می توانید از ثابت تعادل اسید-باز واکنش برگشت پذیر اسید معین با آب استفاده کنید:
HA + H 2 O A + H 3 O.

برای مشخص کردن قدرت یک اسید در محلول های رقیق که غلظت آب در آنها تقریبا ثابت است، استفاده کنید ثابت اسیدیته:

,

جایی که K به(HA) = Kc·.

به روشی کاملاً مشابه، برای مشخص کردن کمی قدرت یک باز، می توانید از ثابت تعادل اسید-باز واکنش برگشت پذیر یک باز معین با آب استفاده کنید:

A + H 2 O HA + OH،

و در محلول های رقیق - ثابت پایه

، جایی که ک o (HA) = کج ·.

در عمل، برای ارزیابی قدرت یک باز، از ثابت اسیدیته اسید بدست آمده از یک باز معین استفاده می شود (به اصطلاح " مزدوج"اسید)، از آنجایی که این ثابت ها با رابطه ساده مرتبط هستند

K o (A) = به(H 2 O)/ K k(روی).

به عبارت دیگر، هر چه اسید مزدوج ضعیف تر باشد، باز قوی تر است. و بالعکس، هرچه اسید قوی تر باشد، باز مزدوج ضعیف تر است .

ثابت اسیدیته و بازی معمولاً به صورت تجربی تعیین می شوند. مقادیر ثابت اسیدیته اسیدهای مختلف در ضمیمه 13 و مقادیر ثابت اسیدیته بازها در پیوست 14 آورده شده است.
برای تخمین اینکه چه کسری از مولکول های اسید یا باز در حالت تعادل با آب واکنش نشان داده است، از مقداری مشابه (و همگن) کسر مولی استفاده می شود و نامیده می شود. درجه پروتولیز(). برای اسید NA

.

در اینجا، مقدار با زیرنویس "pr" (در صورت‌حساب) قسمت واکنش‌دهنده مولکول‌های اسید NA را مشخص می‌کند و مقدار با زیرنویس "out" (در مخرج) قسمت اولیه اسید را مشخص می‌کند.
با توجه به معادله واکنش

n pr (HA) = n(H3O) = n(آ) ج pr(HA) = ج(H3O) = ج(آ)؛
==a · با ref (NA)؛
= (1 – a) · بامرجع (NA).

با جایگزینی این عبارات در معادله ثابت اسیدیته، به دست می آوریم

بنابراین، با دانستن ثابت اسیدیته و غلظت کل اسید، می توان درجه پروتولیز این اسید را در یک محلول مشخص کرد. به طور مشابه، ثابت پایه پایه را می توان از طریق درجه اولیه بیان کرد، بنابراین، به شکل کلی

این معادله یک عبارت ریاضی است قانون رقیق سازی استوالد. اگر محلول ها رقیق شوند، یعنی غلظت اولیه از 0.01 mol/l تجاوز نکند، می توان از نسبت تقریبی استفاده کرد.

ک= 2 · جمرجع.

برای تخمین تقریبی درجه پروتولیز، از این معادله می توان در غلظت های تا 0.1 mol/l نیز استفاده کرد.
واکنش های اسید-باز فرآیندهای برگشت پذیر هستند، اما نه همیشه. بیایید رفتار هیدروژن کلرید و مولکول های هیدروژن فلوراید را در آب در نظر بگیریم:

یک مولکول کلرید هیدروژن یک پروتون را به مولکول آب می دهد و به یون کلرید تبدیل می شود. بنابراین، در آب، کلرید هیدروژن خود را نشان می دهد خواص یک اسید و خود آب - خواص یک باز. همین اتفاق در مورد مولکول هیدروژن فلوراید می افتد و بنابراین، هیدروژن فلوراید نیز خواص یک اسید را نشان می دهد. بنابراین، محلول آبی کلرید هیدروژن را اسید کلریدریک (یا کلریدریک) و محلول آبی هیدروژن فلوراید را اسید هیدروفلوئوریک (یا هیدروفلوئوریک) می نامند. اما تفاوت قابل توجهی بین این اسیدها وجود دارد: اسید کلریدریک با آب اضافی به طور برگشت ناپذیر (کاملاً) واکنش می دهد و اسید هیدروفلوئوریک برگشت پذیر و کمی واکنش می دهد. بنابراین، یک مولکول کلرید هیدروژن به راحتی یک پروتون را به مولکول آب اهدا می کند، اما یک مولکول هیدروژن فلوراید این کار را به سختی انجام می دهد. بنابراین، اسید کلریدریک به عنوان طبقه بندی می شود اسیدهای قویو فلورسنت - به ضعیف.

اسیدهای قوی: HCl، HBr، HI، HClO 4، HClO 3، H 2 SO 4، H 2 SeO 4، HNO 3 و برخی دیگر.
حال بیایید توجه خود را به سمت راست معادلات برای واکنش هیدروژن کلرید و هیدروژن فلوراید با آب معطوف کنیم. یون فلوراید می تواند یک پروتون را بپذیرد (با حذف آن از یون اکسونیوم) و تبدیل به یک مولکول هیدروژن فلوراید شود، اما یون کلرید نمی تواند. در نتیجه، یون فلوراید خواص یک باز را نشان می دهد، در حالی که یون کلرید چنین خواصی را نشان نمی دهد (بلکه فقط در محلول های رقیق).
مانند اسیدها وجود دارد قویو زمینه های ضعیف.

مواد پایه قوی شامل تمام هیدروکسیدهای یونی بسیار محلول هستند (به آنها نیز می گویند قلیاها") از آنجایی که وقتی در آب حل می شوند، یون های هیدروکسید به طور کامل وارد محلول می شوند.

پایه های ضعیف شامل NH 3 ( K O= 1.74·10 -5) و برخی مواد دیگر. اینها همچنین شامل هیدروکسیدهای عملاً نامحلول عناصری است که فلزات را تشکیل می دهند ("هیدروکسیدهای فلزی") زیرا وقتی این مواد با آب برهمکنش می کنند، فقط مقدار ناچیزی از یون های هیدروکسید به محلول منتقل می شود.
ذرات پایه ضعیف (به آنها نیز می گویند پایه های آنیونی"): F، NO 2، SO 3 2، S 2، CO 3 2، PO 4 3 و سایر آنیون های تشکیل شده از اسیدهای ضعیف.
آنیون های Cl، Br، I، HSO 4، NO 3 و سایر آنیون های تشکیل شده از اسیدهای قوی خواص اساسی ندارند.
کاتیون های Li، Na، K، Ca 2، Ba 2 و سایر کاتیون هایی که جزء بازهای قوی هستند خاصیت اسیدی ندارند.

علاوه بر ذرات اسید و باز، ذراتی نیز وجود دارند که هم خاصیت اسیدی و هم خاصیت بازی دارند. شما قبلاً چنین خواص مولکول آب را می دانید. علاوه بر آب، اینها یون هیدروسولفیت، یون هیدروسولفید و سایر یونهای مشابه هستند. به عنوان مثال، HSO 3 خواص یک اسید را نشان می دهد
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O و خواص پایه
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH.

چنین ذرات نامیده می شود آمفولیت ها.

بیشتر ذرات آمفولیت مولکول های اسیدهای ضعیفی هستند که برخی از پروتون ها را از دست داده اند (HS، HSO 3، HCO 3، H 2 PO 4، HPO 4 2 و برخی دیگر). آنیون HSO 4 خواص اساسی را نشان نمی دهد و یک اسید نسبتاً قوی است. به K = 1.12. 10-2)، و بنابراین به آمفولیت ها تعلق ندارد. نمک های حاوی چنین آنیونی نامیده می شوند نمک های اسیدی.

نمونه هایی از نمک های اسیدی و نام آنها:

همانطور که احتمالا متوجه شده اید، واکنش های اسید-باز و اکسیداسیون و کاهش وجوه مشترک زیادی دارند. نمودار نشان داده شده در شکل 12.3 به شما کمک می کند تا ویژگی های مشترک را ردیابی کنید و تفاوت بین این نوع واکنش ها را بیابید.

استحکام اسید، استحکام پایه، ثابت اسیدیته، ثابت باز، اسید مزدوج، پایه مزدوج، درجه پروتولیز، قانون رقت استوالد، اسید قوی، اسید بازآلی ضعیف، قوی، آمفولیت ها، نمک های اسیدی
1. کدام اسید بیشتر تمایل به اهدای پروتون در محلول آبی دارد: الف) نیتریک یا نیتروژنی، ب) سولفوریک یا گوگردی، ج) سولفوریک یا کلریدریک، د) سولفید هیدروژن یا گوگرد؟ معادلات واکنش را بنویسید. در مورد واکنش های برگشت پذیر، عبارت ثابت اسیدیته را یادداشت کنید.
2. انرژی اتمیزه شدن مولکول های HF و HCl را با هم مقایسه کنید. آیا این داده ها با قدرت اسیدهای هیدروفلوئوریک و هیدروکلریک سازگار است؟
3. کدام ذره اسید قوی تر است: الف) مولکول اسید کربنیک یا یون بی کربنات، ب) مولکول اسید فسفریک، یون فسفات دی هیدروژن یا یون هیدروژن فسفات، ج) مولکول سولفید هیدروژن یا یون هیدروسولفید؟
4. چرا ثابت اسیدیته اسیدهای سولفوریک، کلریدریک، نیتریک و برخی اسیدهای دیگر را در پیوست 13 پیدا نمی کنید؟
5. صحت رابطه اتصال ثابت بازی و ثابت اسیدیته اسیدها و بازهای مزدوج را اثبات کنید.
6- معادلات واکنش های الف) هیدروژن برومید و اسید نیتروژن، ب) اسیدهای سولفوریک و سولفوریک، ج) اسید نیتریک و سولفید هیدروژن را با آب بنویسید. تفاوت بین این فرآیندها چیست؟
7. برای آمفولیت های زیر: HS، HSO 3، HCO 3، H 2 PO 4، HPO 4 2، H 2 O - معادلاتی را برای واکنش این ذرات با آب ترسیم کنید، عباراتی را برای ثابت اسیدیته و بازی بنویسید. مقادیر این ثابت ها را از ضمیمه 13 و 14 بنویسید. تعیین کنید کدام ویژگی ها، اسیدی یا بازی، در این ذرات غالب است؟
8. وقتی اسید فسفریک در آب حل می شود چه فرآیندهایی می تواند رخ دهد؟
مقایسه واکنش پذیری اسیدهای قوی و ضعیف.

12.5. واکنش های اسید-باز یون های اکسونیوم

اسیدها و بازها هر دو در استحکام، حلالیت، پایداری و برخی خصوصیات دیگر متفاوت هستند. مهمترین این ویژگی ها قدرت است. مشخصه ترین خواص اسیدها در اسیدهای قوی آشکار می شود. در محلول های اسیدهای قوی، ذرات اسید یون اکسونیوم هستند. بنابراین، در این بخش به بررسی واکنش‌هایی در محلول‌ها می‌پردازیم که در اثر برهمکنش یون‌های اکسونیوم با مواد مختلف حاوی ذرات باز رخ می‌دهند. بیایید با قوی ترین پایه ها شروع کنیم.

الف) واکنش یون های اکسونیوم با یون های اکسید

در بین بازهای بسیار قوی، مهمترین آنها یون اکسید است که بخشی از اکسیدهای اساسی است که همانطور که یادتان می آید مواد یونی هستند. این یون یکی از قوی ترین پایه هاست. بنابراین، اکسیدهای بازی (به عنوان مثال، ترکیب MO)، حتی آنهایی که با آب واکنش نمی دهند، به راحتی با اسیدها واکنش می دهند. مکانیسم واکنش:

در این واکنش ها، یون اکسید زمانی برای رفتن به محلول ندارد، اما بلافاصله با یون اکسونیوم واکنش می دهد. در نتیجه، واکنش روی سطح اکسید رخ می دهد. چنین واکنش هایی به پایان می رسد، زیرا یک آمفولیت بسیار ضعیف (آب) از یک اسید قوی و یک باز قوی تشکیل می شود.

مثال. واکنش اسید نیتریک با اکسید منیزیم:

MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H 2 O.

تمام اکسیدهای بازی و آمفوتر به این ترتیب با اسیدهای قوی واکنش می دهند، اما اگر نمک نامحلول تشکیل شود، واکنش در برخی موارد بسیار کند می شود، زیرا لایه ای از نمک نامحلول مانع از نفوذ اسید به سطح اکسید می شود. به عنوان مثال، واکنش اکسید باریم با اسید سولفوریک).

ب) واکنش یون اکسونیوم با یون هیدروکسید

از بین تمامی گونه های پایه ای که در محلول های آبی وجود دارند، یون هیدروکسید قوی ترین باز است. ثابت بازی آن (55.5) چندین برابر ثابت بازی سایر ذرات پایه است. یون های هیدروکسید بخشی از مواد قلیایی هستند و پس از حل شدن به محلول می روند. مکانیسم واکنش یون اکسونیوم با یون هیدروکسید:

.

مثال 1. واکنش اسید کلریدریک با محلول هیدروکسید سدیم:

HCl p + NaOH p = NaCl p + H 2 O.

مانند واکنش‌های با اکسیدهای بازی، چنین واکنش‌هایی به پایان می‌رسند (غیر قابل برگشت) زیرا در نتیجه انتقال یک پروتون توسط یون اکسونیوم (یک اسید قوی، ک K = 55.5) یون هیدروکسید (باز قوی، ک O = 55.5) مولکول های آب (یک آمفولیت بسیار ضعیف، ک K= ک O = 1.8·10 -16).
به یاد بیاورید که واکنش اسیدها با بازها (از جمله قلیاها) واکنش خنثی سازی نامیده می شود.
قبلاً می دانید که آب خالص حاوی یون های اکسونیوم و هیدروکسید (به دلیل اتوپروتولیز آب) است، اما غلظت آنها برابر و بسیار ناچیز است: با(H 3 O) = با(OH) = 10 -7 mol/l. بنابراین، حضور آنها در آب عملا نامرئی است.
همین امر در محلول های موادی که نه اسید هستند و نه باز مشاهده می شود. چنین راه حل هایی نامیده می شوند خنثی.

اما اگر یک ماده اسید یا باز به آب اضافه کنید، مقدار اضافی یکی از این یون ها در محلول ظاهر می شود. راه حل خواهد شد ترشیا قلیایی

یون های هیدروکسید نه تنها جزئی از قلیاها، بلکه در بازهای عملاً نامحلول و همچنین هیدروکسیدهای آمفوتر هستند (هیدروکسیدهای آمفوتریک از این نظر می توانند به عنوان ترکیبات یونی در نظر گرفته شوند). یون های اکسونیوم نیز با همه این مواد واکنش می دهند و مانند اکسیدهای بازی، واکنش روی سطح جامد اتفاق می افتد. مکانیسم واکنش برای ترکیب هیدروکسید M(OH) 2:

.

مثال 2. واکنش محلول اسید سولفوریک با هیدروکسید مس. از آنجایی که یون سولفات هیدروژن یک اسید نسبتاً قوی است ( ک K 0.01)، برگشت پذیری فرآیند اولیه آن را می توان نادیده گرفت و معادلات این واکنش را می توان به صورت زیر نوشت:

Cu(OH) 2 + 2H 3 O = Cu 2 + 4H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4р = CuSO 4 + 2H 2 O.

ج) واکنش یون های اکسونیوم با بازهای ضعیف

همانطور که در محلول های قلیایی، محلول های بازهای ضعیف نیز حاوی یون های هیدروکسید هستند، اما غلظت آنها چندین برابر کمتر از غلظت خود ذرات باز است (این نسبت برابر با درجه پروتولیز باز است). بنابراین، سرعت واکنش خنثی سازی یون های هیدروکسید چندین برابر کمتر از سرعت واکنش خنثی سازی خود ذرات پایه است. در نتیجه واکنش بین یون اکسونیوم و ذرات باز غالب خواهد بود.

مثال 1. واکنش خنثی سازی اسید کلریدریک با محلول آمونیاک:

.

در این واکنش یون های آمونیوم (یک اسید ضعیف، ک K = 6·10 -10) و مولکول های آب، اما از آنجایی که یکی از معرف های اولیه (آمونیاک) پایه ضعیف است ( ک O = 2·10 -5)، سپس واکنش برگشت پذیر است

اما تعادل در آن به شدت به سمت راست (به سمت محصولات واکنش) تغییر می کند، به طوری که اغلب با نوشتن معادله مولکولی این واکنش با علامت مساوی، برگشت پذیری نادیده گرفته می شود:

HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.

مثال 2. واکنش اسید هیدروبرومیک با محلول بی کربنات سدیم. به عنوان یک آمفولیت، یون بی کربنات در حضور یون های اکسونیوم مانند یک باز ضعیف عمل می کند:

کربنیک اسید حاصل را فقط در غلظت های بسیار کم می توان در محلول های آبی قرار داد. با افزایش غلظت، تجزیه می شود. مکانیسم تجزیه را می توان به صورت زیر تصور کرد:

خلاصه معادلات شیمیایی:

H 3 O + HCO 3 = CO 2 + 2H 2 O
HBr р + NaHCO 3р = NaBr р + CO 2 + H 2 O.

مثال 3. واکنش هایی که هنگام ترکیب محلول های اسید پرکلریک و کربنات پتاسیم رخ می دهد. یون کربنات نیز یک باز ضعیف است، اگرچه قوی تر از یون بی کربنات است. واکنش های بین این یون ها و یون اکسونیوم کاملاً مشابه است. بسته به شرایط، واکنش ممکن است در مرحله تشکیل یون بی کربنات متوقف شود یا ممکن است منجر به تشکیل دی اکسید کربن شود:

الف) H 3 O + CO 3 = HCO 3 + H 2 O
HClO 4p + K 2 CO 3p = KClO 4p + KHCO 3p;
ب) 2H 3 O + CO 3 = CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4p + K 2 CO 3p = 2KClO 4p + CO 2 + H 2 O.

واکنش‌های مشابه حتی زمانی که نمک‌های حاوی ذرات پایه در آب نامحلول هستند رخ می‌دهد. همانطور که در مورد اکسیدهای بازی یا بازهای نامحلول، در این مورد نیز واکنش در سطح نمک نامحلول رخ می دهد.

مثال 4. واکنش بین اسید هیدروکلریک و کربنات کلسیم:
CaCO 3 + 2H 3 O = Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3p + 2HCl p = CaCl 2p + CO 2 + H 2 O.

یک مانع برای چنین واکنش هایی ممکن است تشکیل نمک نامحلول باشد که لایه ای از آن مانع از نفوذ یون های اکسونیوم به سطح معرف می شود (به عنوان مثال، در مورد برهمکنش کربنات کلسیم با اسید سولفوریک).

محلول خنثی، محلول اسیدی، محلول قلیایی، واکنش خنثی سازی.
1. نمودار مکانیسم های واکنش یون های اکسونیوم با مواد و ذرات زیر را ترسیم کنید: FeO، Ag 2 O، Fe(OH) 3، HSO 3، PO 4 3 و Cu 2 (OH) 2 CO 3. با استفاده از نمودارها، معادلات واکنش یونی ایجاد کنید.
2. یون های اکسونیوم با کدام یک از اکسیدهای زیر واکنش می دهند: CaO، CO، ZnO، SO 2، B 2 O 3، La 2 O 3؟ معادلات یونی این واکنش ها را بنویسید.
3. یون های اکسونیوم با کدام یک از هیدروکسیدهای زیر واکنش می دهند: Mg(OH)2، B(OH)3، Te(OH)6، Al(OH)3؟ معادلات یونی این واکنش ها را بنویسید.
4. معادلات یونی و مولکولی واکنش های هیدروبرومیک اسید را با محلول های مواد زیر بسازید: Na 2 CO 3، K 2 SO 3، Na 2 SiO 3، KHCO 3.
5. معادلات یونی و مولکولی برای واکنش محلول اسید نیتریک با مواد زیر بسازید: Cr(OH) 3، MgCO 3، PbO.
واکنش محلولهای اسیدهای قوی با بازها، اکسیدهای بازی و نمکها.

12.6. واکنش های اسید-باز اسیدهای ضعیف

بر خلاف محلول های اسیدهای قوی، محلول های اسیدهای ضعیف نه تنها حاوی یون های اکسونیوم به عنوان ذرات اسید، بلکه مولکول های خود اسید نیز هستند و تعداد مولکول های اسید چندین برابر بیشتر از یون های اکسونیوم است. بنابراین، در این محلول ها، واکنش غالب، واکنش خود ذرات اسید با ذرات باز خواهد بود و نه واکنش یون های اکسونیوم. سرعت واکنش های اسیدهای ضعیف همیشه کمتر از سرعت واکنش های مشابه با اسیدهای قوی است. برخی از این واکنش ها برگشت پذیر هستند و هر چه بیشتر باشد، اسید درگیر در واکنش ضعیف تر است.

الف) واکنش اسیدهای ضعیف با یون های اکسید

این تنها گروه از واکنش های اسیدهای ضعیف است که به طور برگشت ناپذیر ادامه می یابد. سرعت واکنش به قدرت اسید بستگی دارد. برخی از اسیدهای ضعیف (سولفید هیدروژن، کربن و غیره) با اکسیدهای بازی و آمفوتریک کم فعال (CuO، FeO، Fe 2 O 3، Al 3 O 3، ZnO، Cr 2 O 3، و غیره) واکنش نمی دهند.

مثال. واکنشی که بین اکسید منگنز (II) و محلول اسید استیک رخ می دهد. مکانیسم این واکنش:

معادلات واکنش:
MnO + 2CH 3 COOH = Mn 2 + 2CH 3 COO + H 2 O
MnO + 2CH 3 COOH p = Mn(CH 3 COO) 2p + H 2 O. (نمک های اسید استیک استات نامیده می شوند)

ب) واکنش اسیدهای ضعیف با یون هیدروکسید

به عنوان مثال، نحوه واکنش مولکول های اسید فسفریک (ارتوفسفریک) با یون های هیدروکسید را در نظر بگیرید:

در نتیجه واکنش، مولکول های آب و یون های دی هیدروژن فسفات به دست می آیند.
اگر پس از اتمام این واکنش، یون های هیدروکسید در محلول باقی بمانند، یون های دی هیدروژن فسفات که آمفولیت هستند، با آنها واکنش می دهند:

یون های هیدروفسفات تشکیل می شوند که به عنوان آمفولیت نیز می توانند با یون های هیدروکسید اضافی واکنش دهند:

.

معادلات یونی برای این واکنش ها

H 3 PO 4 + OH H 2 PO 4 + H 2 O;
H 2 PO 4 + OH HPO 4 2 + H 2 O;
HPO 4 + OH PO 4 3 + H 2 O.

تعادل این واکنش های برگشت پذیر به سمت راست منتقل می شود. در محلول قلیایی زیاد (مثلاً NaOH)، همه این واکنش ها تقریباً برگشت ناپذیر انجام می شوند، بنابراین معادلات مولکولی آنها معمولاً به صورت زیر نوشته می شود:

H 3 PO 4р + NaOH р = NaH 2 PO 4р + H 2 O;
NaH 2 PO 4р + NaOH р = Na 2 HPO 4р;
Na 2 HPO 4р + NaOH р = Na 3 PO 4р + H 2 O.

اگر محصول هدف این واکنش ها سدیم فسفات باشد، معادله کلی را می توان نوشت:
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

بنابراین، یک مولکول اسید فسفریک که وارد برهمکنش های اسید-باز می شود، می تواند به طور متوالی یک، دو یا سه پروتون اهدا کند. در یک فرآیند مشابه، یک مولکول اسید هیدروسولفید (H2S) می تواند یک یا دو پروتون اهدا کند و یک مولکول اسید نیتروژن (HNO2) می تواند تنها یک پروتون اهدا کند. بر این اساس، این اسیدها به عنوان طبقه بندی می شوند سه پایه، دو پایه و تک پایه.

مشخصه مربوط به پایه نامیده می شود اسیدیته

نمونه هایی از بازهای یک اسید عبارتند از NaOH، KOH. نمونه هایی از بازهای دی اسید عبارتند از: Ca(OH) 2، Ba(OH) 2.
قوی ترین اسیدهای ضعیف نیز می توانند با یون های هیدروکسید که بخشی از بازهای نامحلول هستند و حتی هیدروکسیدهای آمفوتریک واکنش دهند.

ج) واکنش اسیدهای ضعیف با بازهای ضعیف

تقریباً همه این واکنش ها برگشت پذیر هستند. مطابق با قانون کلی، تعادل در چنین واکنش‌های برگشت‌پذیر به سمت اسیدهای ضعیف‌تر و بازهای ضعیف‌تر تغییر می‌کند.

پایه اسید، اسیدیته باز.
1. نمودار مکانیسم واکنش هایی را که در محلول آبی بین اسید فرمیک و مواد زیر رخ می دهد ترسیم کنید: Fe 2 O 3، KOH و Fe(OH) 3. با استفاده از نمودارها معادلات یونی و مولکولی برای این واکنش ها ایجاد کنید. (یون تترا آکوازینک) و 3aq ق+ H 3 O .
4. تعادل در این محلول به چه سمتی تغییر می کند الف) وقتی با آب رقیق می شود، ب) وقتی محلولی از اسید قوی به آن اضافه می شود؟

ما تعریف کرده ایم هیدرولیز، برخی از حقایق را به یاد آورد نمک ها. اکنون اسیدهای قوی و ضعیف را مورد بحث قرار می دهیم و در می یابیم که "سناریوی" هیدرولیز بستگی به این دارد که کدام اسید و کدام باز نمک داده شده را تشکیل داده است.

← هیدرولیز نمک ها. قسمت اول

الکترولیت های قوی و ضعیف

بگذارید یادآوری کنم که همه اسیدها و بازها را می توان به دو دسته تقسیم کرد قویو ضعیف. اسیدهای قوی (و به طور کلی، الکترولیت های قوی) تقریباً به طور کامل در یک محلول آبی جدا می شوند. الکترولیت های ضعیف تا حد کمی به یون تجزیه می شوند.

اسیدهای قوی عبارتند از:

• H 2 SO 4 (اسید سولفوریک)،
• HClO 4 (اسید پرکلریک)،
• HClO 3 (اسید کلریک)،
• HNO 3 (اسید نیتریک)،
• HCl (اسید کلریدریک)،
• HBr (اسید هیدروبرومیک)،
• HI (اسید هیدرودیک).

در زیر لیستی از اسیدهای ضعیف آورده شده است:

• H 2 SO 3 (اسید سولفوره)،
• H 2 CO 3 (اسید کربنیک)،
• H 2 SiO 3 (اسید سیلیسیک)،
• H 3 PO 3 (اسید فسفر)،
• H 3 PO 4 (اسید اورتوفسفریک)،
• HClO 2 (اسید کلر)
• HClO (اسید هیپوکلروس)،
• HNO 2 (اسید نیتروژن)،
• HF (اسید هیدروفلوریک)،
• H 2 S (اسید سولفید هیدروژن)،
• اکثر اسیدهای آلی، به عنوان مثال اسید استیک (CH 3 COOH).

به طور طبیعی، فهرست کردن تمام اسیدهای موجود در طبیعت غیرممکن است. فقط "محبوب ترین" آنها داده شده است. همچنین باید درک کرد که تقسیم اسیدها به قوی و ضعیف کاملاً خودسرانه است.

وضعیت با پایه های قوی و ضعیف بسیار ساده تر است. می توانید از جدول حلالیت استفاده کنید. دلایل قوی همه را شامل می شود محلولدر پایگاه های آبی غیر از NH 4 OH. این مواد قلیایی نامیده می شوند (NaOH، KOH، Ca(OH) 2 و غیره)

دلایل ضعیف عبارتند از:

• تمام هیدروکسیدهای نامحلول در آب (به عنوان مثال Fe(OH) 3، Cu(OH) 2، و غیره)،
• NH 4 OH (هیدروکسید آمونیوم).

هیدرولیز نمک ها حقایق کلیدی

ممکن است برای کسانی که این مقاله را می خوانند به نظر برسد که ما قبلاً موضوع اصلی گفتگو را فراموش کرده ایم و جایی را کنار گذاشته ایم. این اشتباه است! گفتگوی ما در مورد اسیدها و بازها، در مورد الکترولیت های قوی و ضعیف ارتباط مستقیمی با هیدرولیز نمک ها دارد. حالا شما این را خواهید دید.

بنابراین اجازه دهید حقایق اساسی را به شما بگویم:

1. همه نمک ها تحت هیدرولیز قرار نمی گیرند. وجود داشته باشد از نظر هیدرولیتیکی پایدار استترکیباتی مانند کلرید سدیم.
2. هیدرولیز نمک ها می تواند کامل (غیر قابل برگشت) و جزئی (برگشت پذیر) باشد.
3. در طی واکنش هیدرولیز، اسید یا باز تشکیل می شود و اسیدیته محیط تغییر می کند.
4. امکان اساسی هیدرولیز، جهت واکنش مربوطه، برگشت پذیری یا برگشت ناپذیری آن تعیین می شود قدرت اسیدیو نیروی پایه، که این نمک را تشکیل می دهند.
5. بسته به قدرت اسید مربوطه و پاسخ. پایه ها، تمام نمک ها را می توان به دو دسته تقسیم کرد 4 گروه. هر یک از این گروه ها با "سناریوی" هیدرولیز خود مشخص می شوند.

مثال 4. نمک NaNO 3 توسط یک اسید قوی (HNO 3) و یک باز قوی (NaOH) تشکیل می شود. هیدرولیز رخ نمی دهد، هیچ ترکیب جدیدی تشکیل نمی شود و اسیدیته محیط تغییر نمی کند.

مثال 5. نمک NiSO4 توسط یک اسید قوی (H2SO4) و یک باز ضعیف (Ni(OH)2) تشکیل می شود. هیدرولیز کاتیون اتفاق می افتد، در طی واکنش یک اسید و یک نمک بازی تشکیل می شود.

مثال 6. کربنات پتاسیم توسط یک اسید ضعیف (H2CO3) و یک باز قوی (KOH) تشکیل می شود. هیدرولیز توسط آنیون، تشکیل نمک قلیایی و اسیدی. محلول قلیایی.

مثال 7. سولفید آلومینیوم توسط یک اسید ضعیف (H2S) و یک باز ضعیف (Al(OH)3) تشکیل می شود. هیدرولیز هم در کاتیون و هم در آنیون اتفاق می افتد. واکنش برگشت ناپذیر در طی این فرآیند، H 2 S و هیدروکسید آلومینیوم تشکیل می شود. اسیدیته محیط کمی تغییر می کند.

خودت آن را امتحان کن:

تمرین 2. چه نوع نمک هایی عبارتند از: FeCl 3، Na 3 PO 3، KBr، NH 4 NO 2؟ آیا این نمک ها در معرض هیدرولیز هستند؟ توسط کاتیون یا توسط آنیون؟ در طی واکنش چه چیزی تشکیل می شود؟ اسیدیته محیط چگونه تغییر می کند؟ فعلا لازم نیست معادلات واکنش را بنویسید.

تنها کاری که باید انجام دهیم این است که 4 گروه نمک را به صورت متوالی مورد بحث قرار دهیم و برای هر یک از آنها "سناریوی" خاصی از هیدرولیز ارائه دهیم. در قسمت بعدی با نمک هایی که از یک باز ضعیف و یک اسید قوی تشکیل شده اند شروع می کنیم.

قبل از بحث در مورد خواص شیمیایی بازها و هیدروکسیدهای آمفوتریک، اجازه دهید به وضوح تعریف کنیم که آنها چیست؟

1) بازها یا هیدروکسیدهای بازی شامل هیدروکسیدهای فلزی در حالت اکسیداسیون +1 یا +2 هستند، یعنی. که فرمول های آن به صورت MeOH یا Me(OH) 2 نوشته می شود. با این حال، استثناهایی وجود دارد. بنابراین، هیدروکسیدهای Zn(OH) 2، Be(OH) 2، Pb(OH) 2، Sn(OH) 2 باز نیستند.

2) هیدروکسیدهای آمفوتریک شامل هیدروکسیدهای فلزی در حالت اکسیداسیون +3، +4، و همچنین، به عنوان استثنا، هیدروکسیدهای Zn(OH) 2، Be(OH) 2، Pb(OH) 2، Sn(OH) 2 هستند. هیدروکسیدهای فلزی در حالت اکسیداسیون +4 در تکالیف Unified State Examination یافت نمی شوند، بنابراین در نظر گرفته نمی شوند.

خواص شیمیایی پایه ها

همه زمینه ها به موارد زیر تقسیم می شوند:

بیاد داشته باشیم که بریلیم و منیزیم فلزات قلیایی خاکی نیستند.

قلیاها علاوه بر محلول بودن در آب، در محلول های آبی نیز به خوبی تفکیک می شوند، در حالی که بازهای نامحلول درجه تفکیک کمی دارند.

این تفاوت در حلالیت و توانایی تفکیک بین قلیایی ها و هیدروکسیدهای نامحلول به نوبه خود منجر به تفاوت های قابل توجه در خواص شیمیایی آنها می شود. بنابراین، به طور خاص، قلیاها ترکیبات شیمیایی فعال تری هستند و اغلب قادر به وارد شدن به واکنش هایی هستند که بازهای نامحلول انجام نمی دهند.

برهمکنش بازها با اسیدها

قلیاها کاملاً با تمام اسیدها حتی اسیدهای بسیار ضعیف و نامحلول واکنش می دهند. مثلا:

بازهای نامحلول تقریباً با تمام اسیدهای محلول واکنش می دهند، اما با اسید سیلیسیک نامحلول واکنش نمی دهند:

لازم به ذکر است که هر دو باز قوی و ضعیف با فرمول کلی شکل Me(OH) 2 می توانند در صورت کمبود اسید نمک های اساسی تشکیل دهند، به عنوان مثال:

برهمکنش با اکسیدهای اسیدی

قلیاها با تمام اکسیدهای اسیدی واکنش می دهند و نمک و اغلب آب تشکیل می دهند:

بازهای نامحلول قادر به واکنش با تمام اکسیدهای اسید بالاتر مربوط به اسیدهای پایدار هستند، به عنوان مثال، P 2 O 5، SO 3، N 2 O 5، برای تشکیل نمک های متوسط:

بازهای نامحلول از نوع Me(OH) 2 در حضور آب منحصراً با دی اکسید کربن واکنش می دهند و نمک های اساسی را تشکیل می دهند. مثلا:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

به دلیل بی اثر بودن استثنایی، تنها قوی ترین بازها، قلیایی ها، با دی اکسید سیلیکون واکنش می دهند. در این حالت نمک های معمولی تشکیل می شوند. واکنش با بازهای نامحلول رخ نمی دهد. مثلا:

برهمکنش بازها با اکسیدهای آمفوتریک و هیدروکسیدها

همه قلیاها با اکسیدهای آمفوتریک و هیدروکسیدها واکنش می دهند. اگر واکنش با ذوب یک اکسید آمفوتریک یا هیدروکسید با یک قلیایی جامد انجام شود، این واکنش منجر به تشکیل نمک های بدون هیدروژن می شود:

اگر از محلول های آبی قلیایی استفاده شود، نمک های هیدروکسو کمپلکس تشکیل می شود:

در مورد آلومینیوم، در اثر مقدار زیاد قلیایی غلیظ، به جای نمک Na، نمک Na 3 تشکیل می شود:

برهمکنش بازها با نمک ها

هر پایه تنها در صورتی با هر نمکی واکنش نشان می دهد که دو شرط به طور همزمان برآورده شود:

1) حلالیت ترکیبات اولیه؛

2) وجود رسوب یا گاز در میان محصولات واکنش

مثلا:

پایداری حرارتی بسترها

همه قلیاها به جز Ca(OH) 2 در برابر حرارت مقاوم بوده و بدون تجزیه ذوب می شوند.

تمام بازهای نامحلول و همچنین Ca(OH) 2 کمی محلول در هنگام گرم شدن تجزیه می شوند. بالاترین دمای تجزیه هیدروکسید کلسیم حدود 1000 درجه سانتیگراد است:

هیدروکسیدهای نامحلول دمای تجزیه بسیار پایین تری دارند. به عنوان مثال، هیدروکسید مس (II) قبلاً در دمای بالاتر از 70 درجه سانتیگراد تجزیه می شود:

خواص شیمیایی هیدروکسیدهای آمفوتریک

برهمکنش هیدروکسیدهای آمفوتریک با اسیدها

هیدروکسیدهای آمفوتریک با اسیدهای قوی واکنش می دهند:

هیدروکسیدهای فلزی آمفوتر در حالت اکسیداسیون +3، یعنی. نوع Me(OH) 3، با اسیدهایی مانند H 2 S، H 2 SO 3 و H 2 CO 3 واکنش نشان نمی دهد، زیرا نمک هایی که ممکن است در نتیجه چنین واکنش هایی تشکیل شوند، در معرض هیدرولیز برگشت ناپذیر هستند. هیدروکسید آمفوتریک اصلی و اسید مربوطه:

برهمکنش هیدروکسیدهای آمفوتریک با اکسیدهای اسیدی

هیدروکسیدهای آمفوتریک با اکسیدهای بالاتر، که مربوط به اسیدهای پایدار است (SO 3، P 2 O 5، N 2 O 5 ) واکنش نشان می دهند:

هیدروکسیدهای فلزی آمفوتر در حالت اکسیداسیون +3، یعنی. نوع Me(OH) 3، با اکسیدهای اسیدی SO 2 و CO 2 واکنش نشان ندهید.

برهمکنش هیدروکسیدهای آمفوتریک با بازها

در بین بازها، هیدروکسیدهای آمفوتریک فقط با قلیاها واکنش می دهند. در این مورد، اگر از محلول آبی قلیایی استفاده شود، نمک های هیدروکسو کمپلکس تشکیل می شود:

و هنگامی که هیدروکسیدهای آمفوتریک با قلیاهای جامد ذوب می شوند، آنالوگ های بی آب آنها به دست می آید:

برهمکنش هیدروکسیدهای آمفوتریک با اکسیدهای بازی

هیدروکسیدهای آمفوتریک زمانی که با اکسیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی ذوب می شوند واکنش نشان می دهند:

تجزیه حرارتی هیدروکسیدهای آمفوتریک

تمام هیدروکسیدهای آمفوتریک در آب نامحلول هستند و مانند هر هیدروکسید نامحلول دیگری با حرارت دادن به اکسید و آب مربوطه تجزیه می شوند.